Determinação de Constantes de Equilíbrio

UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO JOÃO DEL-REI[pic 1]

CAMPUS ALTO PARAOPEBA

Química Analítica Experimental Aplicada a Bioprocessos

Determinação da Constante de Equilíbrio

Carolline Dias de Almeida – 154500017

Filipe Moraes Nogueira - 154500022
Marcos Vinicius Leite Albuquerque - 164250021

Maria Julia Rodrigues Rocha - 164550044

Ouro Branco/MG

Outubro/2018

1. Introdução

As constantes de equilíbrio são obtidas a partir do momento em que se conhece a concentração dos reagentes e dos produtos, bem como a estequiometria da reação.

wW + xX[pic 2]yY + zZ

Utiliza-se a expressão abaixo na determinação das constantes de equilíbrio químico:

k=( [Y]y + [Z]z ) /( [W]w + [X]x)

onde as letras maiúsculas representam as fórmulas das espécies químicas participantes e as letras minúsculas representam os números inteiros necessários para balancear a equação. Se uma (ou mais) das espécies participantes na equação acima for um líquido puro, um sólido puro ou um solvente presente em excesso, o termo referente a essa espécie não aparece na expressão da constante de equilíbrio. (BROWN.,2007)                                        

Uma expressão da constante de equilíbrio, porém, não fornece nenhuma informação a cerca da velocidade das reações. Assim, reações que apresentam constantes de equilíbrio favoráveis podem ser inviáveis por apresentarem baixas velocidades, por isso se faz uso de catalisadores. As constantes de equilíbrio variam com a temperatura e podem ser expressas em termos de concentração dos reagentes e produtos ou da pressão, no caso de gases. (SKOGG et Al.,2005)

A concentração no equilíbrio é independente do caminho pelo qual o estado de equilíbrio é alcançado. Entretanto, a aplicação de alguma perturbação ao sistema pode alterar essa relação. Tais perturbações incluem variações na temperatura, na pressão (se um dos reagentes ou produto for um gás), ou na concentração total de um reagente ou produto. (SKOGG et Al.,2005)

 Tabela 1: Constantes de equilíbrio

Constante	Tipo de equilíbrio
Kw	Constante do produto iônico, que ocorre quando há dissociação da água
Ka	Constante de dissociação de um ácido fraco
Kb	Constante de dissociação de uma base fraca
Kh	Constante de hidrólise, que envolve sais

Assim sendo, este experimento teve como objetivo determinar constantes de dissociação de ácidos e bases e constantes de hidrólise de sais e comparar os valores encontrados com a literatura.

2. Resultados e discussão

        Constantes de equilíbrio são calculadas fazendo-se a razão entre as concentrações dos produtos pela concentração de reagentes, ambas no equilíbrio, levando-se em conta a estequiometria da reação. A equação matemática para o cálculo da constante de dissociação de ácidos (Ka), considerando-se a reação de dissociação para o ácido clorídrico 0,1 mol L-1, HCL(aq) [pic 3] H+ + Cl- , é:

Ka= [H+][Cl-]/[HCl];

A partir do valor de pH obtido pelo pHmetro é possível calcular a concentração de íons hidrônio no equilíbrio, uma vez que o potencial hidrogeniônico de uma solução é calculado fazendo-se: pH= -log[H+] . Assim, manipulando a equação anterior temos que [H+]= 10-pH.

O valor de pH obtido para o HCl foi 1,14. Então:

[H+]= 10-1,14 → [H+]= 0,072 mol L-1

Analisando a estequiometria da reação temos que a quantidade em mols de H+ formada no equilíbrio é equivalente a quantidade de Cl- presente, e ainda que a concentração de HCl é igual à concentração inicial da solução menos a concentração do cátion. Portanto a equação para o Ka pode ser escrita da seguinte maneira:

Ka= [H+][H+]/[HCl] - [H+];

Ka= (0,072)2/(0,100 – 0,072) → Ka= 0,185

Quando estamos trabalhando com soluções alcalinas a constante de dissociação para bases (Kb), fundamentando-se na reação de dissociação para o hidróxido de sódio KOH(aq) ↔ K+  + OH- , é calculada pela seguinte fórmula:

Kb= [K+][OH-]/[KOH];

Analisando-se o valor de pH obtido foi possível encontrar o valor de pOH para a base partindo-se da seguinte relação: pH + pOH= 14.

12,51 + pOH = 14  → pOH= 1,49

Finalmente, usando a fórmula pOH= -log[OH-], pode-se encontrar a concentração dos íons hidroxila.

[OH-]= 10-pOH → [OH-]= 10-1,49  → [OH-]= 0,032  mol L-1

Analisando a estequiometria da reação temos que a quantidade em mols de OH- formada no equilíbrio é equivalente a quantidade de Na+ presente, e ainda que a concentração de NaOH é igual à concentração inicial da solução menos a concentração do cátion. Portanto a equação para o Ka pode ser escrita da seguinte maneira:

Kb= [OH-][ OH-]/[NaOH] - [OH-];

Kb= (0,032)2/(0,100 – 0,032) → Kb= 0,015

        O pH do acido salicílico 0,1mol L-1 foi 4. Então: